Nelle attività sportive, negli ospedali e nella nostra vita quotidiana, l'uso di impacchi istantanei caldi e freddi è molto comune. In entrambi i casi, alcune sostanze reagiscono con l'acqua. Ad esempio, nel caso dell'impacco freddo, contiene due capsule che separano l'acqua dall'NH4AL3, che, sciolto in acqua, assorbe calore e produce freddo istantaneo. Nel caso di impacchi caldi, CaCl si dissolve in acqua2 o il MgSO4, che rilasciano energia producendo calore.
Ma perché certe soluzioni emanano calore, essendo esotermiche; e altri assorbono, essendo endotermici?
Bene, per capire questo problema dobbiamo studiare il study variazione di entalpia (ΔH) delle soluzioni, che si compone di due fasi:
(1°) Entalpia reticolare (ΔHret): quando un soluto si dissolve in acqua, il primo passo è separare i suoi ioni che si trovano in un reticolo cristallino. Per rompere i legami tra gli ioni è necessario fornire energia al sistema. Quindi questo primo processo è Endotermico, in quanto assorbe energia; essere tuo entalpia positiva (ΔH > 0).
![Separazione di ioni. Separazione di ioni che si trovano in un reticolo cristallino.](/f/62ed194d3bc1ea9a14083f9d85016ad5.jpg)
(2°) Entalpia di idratazione (ΔHnascosto): dopo che gli ioni si sono separati, sono avvolti dalle molecole di solvente. Nel caso dell'acqua, è il solvente e diciamo che l'idratazione è in atto. I dipoli dell'acqua sono rispettivamente attratti dagli ioni di carica opposta; quindi, affinché questa interazione abbia luogo, è necessario il rilascio di energia. Così, in idratazione l'entalpia sarà negativa (ΔH < 0), perché il processo è esotermico.
La figura seguente mostra come avviene l'idratazione, in cui si ha interazione ione-dipolo, cioè attrazione tra le cariche degli ioni separati e il dipolo dell'acqua:
![Idratazione degli ioni. Schema di idratazione ionica.](/f/be28ac42405b6745bdfe77452d8d53ed.jpg)
La variazione di entalpia della soluzione (ΔHSole) sarà determinato dalla somma di queste due entalpie. Se il risultato è positivo, significa che l'entalpia reticolare è maggiore, quindi l'entalpia di dissoluzione indicherà che il processo è endotermico.
Il diagramma entalpico di una dissoluzione endotermica è mostrato di seguito:
![Grafico di dissoluzione endotermica. Grafico dell'entalpia della dissoluzione endotermica.](/f/3151fd42cc8b5b392b5b240c469b90b6.jpg)
Ciò è indicato dal caso di dissoluzione di ioduro di potassio mostrato di seguito:
![](/f/fa36547742477779a0db091a7dd94d24.jpg)
Il tuo diagramma entalpico sarà rappresentato da:
![Grafico di dissoluzione endotermica di ioduro di potassio. Grafico dell'entalpia endotermica di dissoluzione dello ioduro di potassio.](/f/5d6386b4f59da7d5817532f05e1f6ba8.jpg)
Se il risultato è positivo, l'entalpia di idratazione sarà maggiore di quella reticolare e il processo è esotermico. I diagrammi entalpici delle dissoluzione esotermiche sono rappresentati come mostrato nell'esempio seguente:
![Grafico di dissoluzione esotermica Grafico dell'entalpia di dissoluzione esotermica.](/f/4c61729a142b6a86b0704de2e8541fb5.jpg)
![](/f/ca1e732ef8324c433fc2a8b9fa5f665a.jpg)
Nota il tuo diagramma entalpico qui sotto:
![Grafico di dissoluzione esotermica del solfato di litio. Grafico dell'entalpia esotermica di dissoluzione del solfato di litio.](/f/a52234a2e2e449ea85c98f86415dcebb.jpg)
di Jennifer Fogaça
Laureato in Chimica
Fonte: Scuola Brasile - https://brasilescola.uol.com.br/quimica/variacao-entalpia-solucao.htm